2.4. Химические свойства кислот

1. Рассмотрим характерные свойства кислот, не являющихся окислите­лями.

1.1. Реакции обмена

а) Взаимодействие с основаниями (как с растворимыми, так и с нерастворимыми) — реакция нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Cu(OH)₂  + H₂SO₄ = CuSO_{4 раствор} + 2 H₂O.

б) Взаимодействие с солями

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄  + 2HCl Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O.

При составлении уравнений реакций обмена необходимо учитывать условия протекания этих реакций до конца:

а) образование хотя бы одного нерастворимого соединения

б) выделение газа

в) образование слабого электролита ( например, воды)

1.2. Реакции с основными и амфотерными оксидами:

а) FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O б) ZnO + 2 HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O.

1.3. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот, не являющихся сильными окисли­телями (HCl, H₂SO_{4 (разб.)}):

Zn + H₂SO_{4 (разб.)} = ZnSO₄ + H₂ Mg + 2 HCl = MgCl₂ + H₂.

Если в результате реакции образуется нерастворимая соль или оксид, то металл пассивируется и его растворение не происходит:

Pb + H₂SO₄  (PbSO₄ — нерастворим в воде) Al + HNO_{3 (конц.)}  (поверхность металла покрывается оксидной пленкой).

1.4. Термически неустойчивые кислоты, например, угольная, сернистая, разлагаются при комнатной температуре или при легком нагре­вании:

H₂CO₃ = CO₂ + H₂O H₂SO₃ SO₂ + H₂O  SiO₂  x H₂O SiO₂ + x H₂O .

1.5. Реакции с изменением степени окисления кислотообразующего элемента.

4 + MnO₂ = MnCl₂ + + 2 H₂O

+ H₂O₂ = + H₂O

2 + Cu = CuSO₄ + + 2 H₂O 2 H₂S + H₂SO₃ = 3 S  + 3 H₂O.

По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстанови­тели и кислоты-окислители.

2. Свойства кислот-окислителей.

2.1. Реакции обмена. Кислоты-окислители реагируют с оксидами, гидроксидами и солями, в состав которых входят катионы металлов не проявляющих переменные степени окисления также как и кислоты, не являющиеся окислителями (см. 1.1 и 1.2 в п. 2.4).

2.2. Реакции с гидроксидами, оксидами и солями.

а) Если металл, образующий основание, может находиться в нескольких степенях окисления, а кислота проявляет окислительные свойства, то эти реакции могут протекать с изменением степеней окисления элементов, например:

Fe(OH)₂ + 4 HNO_{3 (конц.)} = Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 3 H₂O.

б) Аналогично ведут себя в реакциях с кислотами-окислителями и оксиды металлов, проявляющих переменные степени окисления:

2 FeO + 4 H₂SO_{4 (конц.)} = Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + 4 H₂O.

в) При реакциях кислот-окислителей с солями, содержащими анион, проявляющий восстановительные свойства, происходит его окисление:

3 Na₂S + 8 HNO_{3 (разб.)} = 6 NaNO₃ + 3 S  + 2 NO  + 4 H₂O 8 NaI + 5 H₂SO_{4 (конц.)} = 4 I₂+ H₂S + 4 Na₂SO₄ + 4 H₂O.

2.3. Взаимодействие с металлами.

Азотная и концентрированная серная кислоты являются сильными окислителями и могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода, но водород в этом случае не вы­деляется, а образуются продукты восстановления азота и серы, причем, состав продуктов зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры:

Cu + 4 HNO_{3 (конц.)} = Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O 3 Cu + 8 HNO_{3 (разб.)} = 3 Сu(NO₃)₂ + 2 NO  + 4 H₂O 5 Co + 12 HNO_{3 (оч.разб.)} = 5 Co(NO₃)₂ + N₂ + 6 H₂O 4 Zn + 10 HNO_{3 (оч.разб.)} = 4 Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3 H₂O.

С разбавленной серной кислотой медь не взаимодействует, но реагирует с концентрированной серной кислотой, однако водород при этом не выде­ляется:

Cu + 2 H₂SO_{4 (конц.)} = CuSO₄ + SO₂ +2 H₂O.

Некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, напри­мер, Fe, Al, Cr, эти кислоты пассивируют за счет образования на поверхно­сти металла оксидной пленки нерастворимой в концентрированных кисло­тах при обычных условиях и поэтому указанные металлы не взаимодейст­вуют с концентрированными серной и азотной кислотами.

2.4. Реакции с неметаллами. Концентрированные азотная и серная кислоты взаимодействуют с неметаллами: серой, фосфором, углеродом:

S + 2 HNO_{3 (конц.)} H₂SO₄ + 2 NO  S + 2 H₂SO_{4 (конц.)} 3 SO₂ + 2 H₂O 3 P + 5 HNO_{3 (конц.)} + 2 H₂O 3 H₃PO₄ + 5 NO  C + 2 H₂SO_{4 (конц.)} CO₂ + 2 SO₂ + 2 H₂O.

2.5. Кислоты, образованные переходными металлами в высших степе­нях окисления, например, хромовая [H₂CrO₄], марганцовая [HMnO₄], явля­ются сильными окислителями.

2 H₂CrO₄ + 3 SO₂ = Cr₂(SO₄)₃ + 2 H₂O.

Кислоты, в которых кислотообразующий элемент находится в промежу­точной степени окисления могут проявлять как окислительные, так восста­новительные свойства.

H₂SO₃ + 2 H₂S = 3 S  + 3 H₂O (H₂SO₃ — окислитель) H₂SO₃ + NO₂ = H₂SO₄ + NO (H₂SO₃ — восстановитель).